REAKCJE CHEMICZNE I ICH PRZEBIEG



Podobne dokumenty
REAKCJE CHEMICZNE I ICH PRZEBIEG

REAKCJE CHEMICZNE I ICH PRZEBIEG

Opracowała: mgr inż. Ewelina Nowak

TYPY REAKCJI CHEMICZNYCH

CHEMIA NIEORGANICZNA Ćwiczenia laboratoryjne REAKCJE CHEMICZNE I ICH KLASYFIKACJA

TYPY REAKCJI CHEMICZNYCH

relacje ilościowe ( masowe,objętościowe i molowe ) dotyczące połączeń 1. pierwiastków w związkach chemicznych 2. związków chemicznych w reakcjach

2. Podczas spalania 2 objętości pewnego gazu z 4 objętościami H 2 otrzymano 1 objętość N 2 i 4 objętości H 2O. Jaki gaz uległ spalaniu?

2.4. ZADANIA STECHIOMETRIA. 1. Ile moli stanowi:

Reakcje chemiczne. Typ reakcji Schemat Przykłady Reakcja syntezy

TYPY REAKCJI CHEMICZNYCH

Chemia nieorganiczna Zadanie Poziom: podstawowy

Główne zagadnienia: - mol, stechiometria reakcji, pisanie równań reakcji w sposób jonowy - stężenia, przygotowywanie roztworów - ph - reakcje redoks

1. Stechiometria 1.1. Obliczenia składu substancji na podstawie wzoru

TEST PRZYROSTU KOMPETENCJI Z CHEMII DLA KLAS II

V KONKURS CHEMICZNY 23.X. 2007r. DLA UCZNIÓW GIMNAZJÓW WOJEWÓDZTWA ŚWIĘTOKRZYSKIEGO Etap I czas trwania: 90 min Nazwa szkoły

1. Podstawowe prawa i pojęcia chemiczne

PODSTAWY STECHIOMETRII

Odwracalność przemiany chemicznej

Chemia - laboratorium

Przemiany/Reakcje chemiczne

Zadanie 2. [2 pkt.] Podaj symbole dwóch kationów i dwóch anionów, dobierając wszystkie jony tak, aby zawierały taką samą liczbę elektronów.

Materiał powtórzeniowy do sprawdzianu - reakcje egzoenergetyczne i endoenergetyczne, szybkość reakcji chemicznych

Litowce i berylowce- lekcja powtórzeniowa, doświadczalna.

Zn + S ZnS Utleniacz:... Reduktor:...

SZYBKOŚĆ REAKCJI CHEMICZNYCH. RÓWNOWAGA CHEMICZNA

analogicznie: P g, K g, N g i Mg g.

Chemia Grudzień Styczeń

VII Podkarpacki Konkurs Chemiczny 2014/2015

AKADEMIA GÓRNICZO-HUTNICZA im. Stanisława Staszica w Krakowie OLIMPIADA O DIAMENTOWY INDEKS AGH 2017/18 CHEMIA - ETAP I

WOJEWÓDZKI KONKURS PRZEDMIOTOWY Z CHEMII... DLA UCZNIÓW GIMNAZJÓW - rok szkolny 2011/2012 eliminacje wojewódzkie

X Konkurs Chemii Nieorganicznej i Ogólnej rok szkolny 2011/12

Kryteria oceniania z chemii kl VII

WOJEWÓDZKI KONKURS PRZEDMIOTOWY Z CHEMII DLA UCZNIÓW DOTYCHCZASOWYCH GIMNAZJÓW 2017/2018. Eliminacje szkolne

CHEMIA. Wymagania szczegółowe. Wymagania ogólne

Konkurs przedmiotowy z chemii dla uczniów gimnazjów 13 stycznia 2017 r. zawody II stopnia (rejonowe)

KONKURS CHEMICZNY DLA UCZNIÓW GIMNAZJÓW

Termochemia efekty energetyczne reakcji

VIII Podkarpacki Konkurs Chemiczny 2015/2016

Procentowa zawartość sodu (w molu tej soli są dwa mole sodu) wynosi:

Przemiany substancji

Kinetyka reakcji chemicznych. Dr Mariola Samsonowicz

Identyfikacja wybranych kationów i anionów

III Podkarpacki Konkurs Chemiczny 2010/2011. ETAP I r. Godz Zadanie 1

MARATON WIEDZY CHEMIA CZ. II

b) Podaj liczbę moli chloru cząsteczkowego, która całkowicie przereaguje z jednym molem glinu.

Konkurs przedmiotowy z chemii dla uczniów gimnazjów 16 stycznia 2015 r. zawody II stopnia (rejonowe)

Konkurs przedmiotowy z chemii dla uczniów dotychczasowych gimnazjów 24 stycznia 2018 r. zawody II stopnia (rejonowe)

XIV Konkurs Chemiczny dla uczniów gimnazjum województwa świętokrzyskiego. II Etap - 18 stycznia 2016

Wymagania przedmiotowe do podstawy programowej - chemia klasa 7

SPRAWOZDANIE 2. Data:... Kierunek studiów i nr grupy...

WŁAŚCIWOŚCI NIEKTÓRYCH PIERWIASTKÓW I ICH ZWIĄZKÓW NIEORGANICZNYCH

Wojewódzki Konkurs Przedmiotowy. dla uczniów gimnazjów województwa śląskiego w roku szkolnym 2013/2014

WOJEWÓDZKI KONKURS PRZEDMIOTOWY Z CHEMII DLA UCZNIÓW GIMNAZJÓW - rok szkolny 2011/2012 eliminacje rejonowe

STĘŻENIE JONÓW WODOROWYCH. DYSOCJACJA JONOWA. REAKTYWNOŚĆ METALI

PODSTAWOWE POJĘCIA I PRAWA CHEMICZNE

Fragmenty Działu 7 z Tomu 1 REAKCJE UTLENIANIA I REDUKCJI

Związki nieorganiczne

Elektrochemia elektroliza. Wykład z Chemii Fizycznej str. 4.3 / 1

XI Ogólnopolski Podkarpacki Konkurs Chemiczny 2018/2019. ETAP I r. Godz Zadanie 1 (10 pkt)

Wojewódzki Konkurs Przedmiotowy z Chemii dla uczniów gimnazjów województwa śląskiego w roku szkolnym 2012/2013

Chemia - laboratorium

HYDROLIZA SOLI. 1. Hydroliza soli mocnej zasady i słabego kwasu. Przykładem jest octan sodu, dla którego reakcja hydrolizy przebiega następująco:

Realizacja wymagań szczegółowych podstawy programowej w poszczególnych tematach podręcznika Chemia Nowej Ery dla klasy siódmej szkoły podstawowej

a) jeżeli przedstawiona reakcja jest reakcją egzotermiczną, to jej prawidłowy przebieg jest przedstawiony na wykresie za pomocą linii...

Realizacja wymagań szczegółowych podstawy programowej z chemii dla klasy siódmej szkoły podstawowej

VI Podkarpacki Konkurs Chemiczny 2013/2014

Nazwy pierwiastków: ...

CZYNNIKI WPŁYWAJĄCE NA SZYBKOŚĆ REAKCJI CHEMICZNYCH. ILOŚCIOWE ZBADANIE SZYBKOŚCI ROZPADU NADTLENKU WODORU.

Przykładowe zadania z rozdziałów 1 5 (Mol, Stechiometria wzorów i równań chemicznych, Wydajność reakcji i inne)

Część I. TEST WYBORU 18 punktów

ZADANIA Z CHEMII Efekty energetyczne reakcji chemicznej - prawo Hessa


Piotr Chojnacki 1. Cel: Celem ćwiczenia jest wykrycie jonu Cl -- za pomocą reakcji charakterystycznych.

Tlen. Występowanie i odmiany alotropowe Otrzymywanie tlenu Właściwości fizyczne i chemiczne Związki tlenu tlenki, nadtlenki i ponadtlenki

Chemia nieorganiczna Zadanie Poziom: rozszerzony Punkty

Opracował: dr inż. Tadeusz Lemek

KONKURS CHEMICZNY DLA UCZNIÓW GIMNAZJÓW

X / \ Y Y Y Z / \ W W ... imię i nazwisko,nazwa szkoły, miasto

WPŁYW SUBSTANCJI TOWARZYSZĄCYCH NA ROZPUSZCZALNOŚĆ OSADÓW

WOJEWÓDZKI KONKURS PRZEDMIOTOWY Z CHEMII

1. Określ, w którą stronę przesunie się równowaga reakcji syntezy pary wodnej z pierwiastków przy zwiększeniu objętości zbiornika reakcyjnego:

Szczegółowy opis treści programowych obowiązujących na etapie szkolnym konkursu przedmiotowego z chemii 2018/2019

KONKURS CHEMICZNY DLA UCZNIÓW GIMNAZJÓW. Eliminacje szkolne I stopień

a) Sole kwasu chlorowodorowego (solnego) to... b) Sole kwasu siarkowego (VI) to... c) Sole kwasu azotowego (V) to... d) Sole kwasu węglowego to...

TERMOCHEMIA. TERMOCHEMIA: dział chemii, który bada efekty cieplne towarzyszące reakcjom chemicznym w oparciu o zasady termodynamiki.

Fragmenty Działu 5 z Tomu 1 REAKCJE W ROZTWORACH WODNYCH

g % ,3%

TEST PRZYROSTU KOMPETENCJI Z CHEMII DLA KLAS II

Odpowiedź:. Oblicz stężenie procentowe tlenu w wodzie deszczowej, wiedząc, że 1 dm 3 tej wody zawiera 0,055g tlenu. (d wody = 1 g/cm 3 )

imię i nazwisko, nazwa szkoły, miejscowość Zadania I etapu Konkursu Chemicznego Trzech Wydziałów PŁ V edycja

Opracowała: mgr inż. Ewelina Nowak

XV Wojewódzki Konkurs z Chemii

Instrukcja dla uczestnika. II etap Konkursu. U z u p e ł n i j s w o j e d a n e p r z e d r o z p o c z ę c i e m r o z w i ą z y w a n i a z a d a ń

Zagadnienia z chemii na egzamin wstępny kierunek Technik Farmaceutyczny Szkoła Policealna im. J. Romanowskiej

Sprawdzian 1. CHEMIA. Przed próbną maturą (poziom rozszerzony) Czas pracy: 90 minut Maksymalna liczba punktów: 30. Imię i nazwisko ...

11) Stan energetyczny elektronu w atomie kwantowanym jest zespołem : a dwóch liczb kwantowych b + czterech liczb kwantowych c nie jest kwantowany

WOJEWÓDZKI KONKURS CHEMICZNY

Elektrochemia - szereg elektrochemiczny metali. Zadania

WOJEWÓDZKI KONKURS PRZEDMIOTOWY Z CHEMII DLA UCZNIÓW GIMNAZJÓW - rok szkolny 2016/2017 eliminacje rejonowe

Transkrypt:

REAKCJE CHEMICZNE I ICH PRZEBIEG WSTĘP TEORETYCZNY Reakcja chemiczna proces, w którym jedna lub kilka substancji chemicznych ulega przemianie tworząc nową lub nowe substancje, w wyniku zerwania jednych, a utworzenia innych wiązań między atomami reagujących cząsteczek lub jonów. Reakcji chemicznej zawsze towarzyszą zmiany energetyczne w układzie reagującym. Gdy zachodzi reakcja chemiczna często zaobserwować można widoczne oznaki wskazujące na zmiany. Może dochodzić np. do zmiany barwy, wytrącania się osadu lub wydzielania gazu. Przebieg reakcji zapisujemy w postaci równania chemicznego będącego wyrazem obserwowanych zjawisk chemicznych. Równanie chemiczne zapisujemy w postaci symbolicznej posługując się symbolami reagentów. Klasyfikacji reakcji chemicznych można dokonywać na wiele sposobów, w zależności od wyróżniających ich cech. Ze względu na: 1. Charakter zachodzących przemian reakcje chemiczne dzielimy na: a. syntezy, b. analizy, c. wymiany. 2. Efekty energetyczne towarzyszące przemianom chemicznym wyróżniamy reakcje egzotermiczne i endotermiczne. 3. Stan fazowy reagujących substratów i produktów (reakcje homogeniczne i heterogeniczne). 4. Wymianę elektronów między reagującymi cząsteczkami (reakcje oksydacyjno-redukcyjne i reakcje zachodzące bez wymiany elektronów). 5. Odwracalność reakcji (równowagowe i nierównowagowe). 6. Charakter jednostek biorących udział w reakcji (reakcje jonowe, cząsteczkowe, rodnikowe). Ad. 1. Reakcja syntezy (reakcja łączenia) otrzymywanie z dwu lub więcej reagentów, nowej, bardziej złożonej substancji, zawierającej wszystkie atomy zawarte w substratach np. S + O 2 = SO 2 Reakcja analizy (reakcja rozkładu) rozkład substancji złożonej na związki prostsze lub pierwiastki np.: pod wpływem ogrzewania (dysocjacja termiczna): CaCO 3 = CaO + CO 2 pod wpływem światła (fotoliza): 2AgCl + hν = 2Ag + Cl 2 Reakcje wymiany: pojedynczej dwie lub więcej substancji prostych i złożonych przekształca się w dwie lub więcej innych substancji, przy czym jedna z nich jest prosta: Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 lub jonowo: Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2 1

podwójnej dwie lub więcej substancji złożonych przekształca się w inne substancje złożone: BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 +2NaCl lub jonowo: Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 Ad. 2. Dla przemian chemicznych zachodzących pod stałym ciśnieniem wielkość efektu energetycznego charakteryzuje wydzielone lub pobrane ciepło, które w tym wypadku jest równe zmianie entalpii reakcji ( Hr). Standardowe ciepło reakcji chemicznej określa wyrażenie: H r = Σ H (tworzenia produktów) - Σ H (tworzenia substratów) Zmiana entalpii zależy od rodzaju reakcji, liczności, ciśnienia i temperatury i może przybierać wartości dodatnie lub ujemne. W reakcji egzotermicznej ( H < O) następuje wydzielanie ciepła do otoczenia. Na przykład, reakcji spalania jednego mola węgla z jednym molem tlenu cząsteczkowego prowadzącej do powstania jednego mola ditlenku węgla: C(s) + O 2 (g) = CO 2 (g) H = -393,13 kj towarzyszy efekt cieplny przeniesienia 393,13 kj energii od reagentów do otoczenia. Reakcje egzotermiczne są zwykle reakcjami samorzutnymi, zapoczątkowanie których następuje w chwili zetknięcia się cząsteczek reagentów. Niektóre reakcje wymagają jednak zainicjowania przez doprowadzenie do układu niewielkiej ilości energii (energia aktywacji), po czym reakcja biegnie już samorzutnie (np. spalanie magnezu w powietrzu). 2Mg(s) + O 2 (g) = 2MgO(s) W przypadku pobierania ciepła z otoczenia, czyli dodatniej zmianie entalpii układu, zachodzi proces endotermiczny (( H > O) jak w reakcji: 2CaO(s) = 2Ca(s) + O 2 (g) H = 1270 kj Ad. 3. Faza materii jest to część lub całość układu, która wykazuje w całej masie jednakowe właściwości fizyczne i jest oddzielona wyraźnie od reszty układu (od otoczenia). Przykładami jednej fazy mogą być: mieszanina gazów, jednorodny roztwór ciekły, kryształy dowolnej soli. Natomiast dwie odmiany krystalograficzne tej samej substancji (np.: CaCO 3 czyli kalcyt i aragonit) są dwiema oddzielnymi fazami. Jeżeli w reakcji substraty i produkty znajdują się w tej samej fazie to zachodzi reakcja homogeniczna (jednofazowa). Dotyczy to: reakcji w roztworach całkowicie mieszających się ze sobą: NaOH(aq) + HCl = NaCl(aq) + H 2 O(aq) lub jonowo: OH - + H + = H 2 O reakcji w fazie gazowej w całej objętości (bez udziału powierzchni stałych i ciekłych): 2CO(g) + O 2 (g) = 2CO 2 (g) Reakcje heterogeniczne (wielofazowe) natomiast przebiegają na granicy dwu faz bez udziału lub z udziałem katalizatora. Należą do nich: wszystkie reakcje przebiegające z udziałem faz stałych, Fe(s) + S(s) = FeS(s) reakcje, w których powstający produkt jest w innej fazie niż reagujące substraty, CaCl 2 (aq) + (NH 4 ) 2 C 2 O 4 (aq) = CaC 2 O 4 (s) + 2NH 4 Cl(aq) lub jonowo: Ca 2+ + C 2 O 4 2- = CaC 2 O 4 2

reakcje, w których substraty znajdują się w różnych fazach, C(s) + O 2 (g) = CO 2 (g) reakcje, w których substraty i produkty znajdują się w tej samej fazie, ale reakcja przebiega na powierzchni granicznej z inną fazą (np. spalanie amoniaku w obecności katalizatora platynowego w temperaturze 1100 K), 4NH 3 (g) + 5O 2 (g) = 6H 2 O(g) + 4NO(g) Ad. 4. Jeżeli w czasie trwania reakcji stopień utlenienia żadnego z pierwiastków nie ulega zmianie reakcja ta przebiega bez wymiany elektronów, np.: MgO + H 2 O = Mg(OH) 2 Reakcje zachodzące z wymianą elektronów między reagującymi atomami, cząsteczkami bądź jonami nazywane są reakcjami utleniająco-redukującymi lub reakcjami utleniania i redukcji. W reakcjach tych zachodzi zmiana stopni utlenienia co najmniej dwóch atomów: utleniacza i reduktora. W reakcjach oksydacyjno-redukcyjnych zachodzi wymiana elektronów między reagującymi substratami oraz związana z tym zmiana stopnia utlenienia pierwiastków. Reakcji utlenienia zawsze towarzyszy proces redukcji. Ze względu na miejsce występowania utleniacza i reduktora wyróżnia się: zwykłe reakcje utleniania i redukcji, w których atomy pierwiastka pobierające elektrony i atomy pierwiastka oddające elektrony występują w różnych substancjach chemicznych: Sn 2+ + Zn = Zn 2+ + Sn reakcje dysproporcjonowania, w których atomy pobierające i oddające elektrony występują w tej samej substancji chemicznej i na tym samym stopniu utlenienia i dotyczą atomów tego samego pierwiastka: 2Br 2 + HgO + H 2 O = HgBr 2 + 2HBrO reakcje utleniania i redukcji wewnątrzcząsteczkowej, w których atomy pobierające i oddające elektrony występują w tej samej cząsteczce bądź jonie i dotyczą atomów różnych pierwiastków lub atomów tego samego pierwiastka różniących się stopniem utlenienia 2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 Ad. 5. Zasadniczo wszystkie reakcje chemiczne są odwracalne z teoretycznego punktu widzenia. W praktyce istnieją reakcje, które można uważać za nieodwracalne. Mamy z nimi do czynienia wtedy, gdy: reakcje odwrotne prowadzące do odtworzenia substratów wymagają skrajnych warunków (np. spalanie glinu w tlenie): 4Al + 3O2 2Al 2 O 3 jeden z produktów opuszcza środowisko reakcji (układ otwarty): CaCO 3 + 2H + Ca 2+ + H 2 O + CO 2 Jeżeli reakcja rozkładu węglanu wapnia przebiega w układzie zamkniętym, to wówczas po pewnym czasie ustali się stan równowagi chemicznej między substratami i produktami. 3

Szczególnym przypadkiem reakcji odwracalnych są reakcje równowagowe, tzn. mogą przebiegać w dwu przeciwnych kierunkach jednocześnie. Po pewnym czasie ustala się stan równowagi chemicznej, (patrz: ćwiczenie Równowaga chemiczna ) charakteryzujący się tym, że obok siebie mogą istnieć zarówno substraty jak i produkty. Jeżeli w danych warunkach reakcja nie zachodzi do końca i po pewnym czasie ustala się stan równowagi chemicznej. W zależności od czynników zewnętrznych (temperatury, ciśnienia) oraz stężeń reagentów położenie stanu równowagi reakcji chemicznej może ustalić się z przewagą produktów bądź substratów. Jako przykład rozpatrzmy syntezę tlenku siarki(vi): 2SO 2 + O 2 = 2SO 3 Jeżeli zwiększymy stężenie SO3 to nastąpi przesunięcie położenia stanu równowagi i odtworzenie substratów (SO2, O2). Natomiast wzrost stężenia np. O2 przesuwa położenie stanu równowagi w prawo. Ad.6. Reakcje jonowe są to reakcje, w których przynajmniej jeden z substratów lub produktów występuje w postaci jonów (przynajmniej jeden z nich). Oznacza to, że jeśli obok jonów występują jako substraty lub produkty cząsteczki (słabe elektrolity, związki trudno rozpuszczalne) to reakcja jest jonowa. Fe 3+ + 3NH 3 *H 2 O = Fe(OH) 3 + 3NH 4 + W reakcjach cząsteczkowych wszystkie substraty i produkty występują w postaci cząsteczek lub atomów: SiO 2 + CaO = CaSiO 3 Do reakcji cząsteczkowych należy też zakwalifikować reakcje w fazie stałej zachodzące między związkami jonowymi: HgCl 2 + 2KI = HgI 2 + 2KCl Należy odróżnić typ reakcji od zapisu równania reakcji. Reakcja jonowa może być zapisana w sposób jonowy i cząsteczkowy: H + + OH - = H 2 O lub cząsteczkowo HCl + NaOH = NaCl + H 2 O natomiast reakcja cząsteczkowa może być zapisana tylko w sposób cząsteczkowy. 2NO + O 2 = 2NO2 Reakcje rodnikowe przebiegają z udziałem wolnych rodników wytworzonych przez pochłonięcie kwantu promieniowania. 2AgCl + ν 2Ag + Cl 2 4

OPIS DOŚWIADCZEŃ Reakcje syntezy Ćwiczenie 1. Reakcja syntezy ZnS (siarczek cynku) Odczynniki i przybory laboratoryjne: Opis ćwiczenia: siarka (pył), cynk metaliczny w postaci proszku, miseczka kaolinowa, drut do zainicjowania reakcji, palnik gazowy, 2M H 2 SO 4, naczynka wagowe, probówki. 0,5 g(0,0075 mola) sproszkowanego cynku i 0,25 g (0,0075 mola) pylistej siarki wymieszaj dokładnie w miseczce kaolinowej. Uformuj stożek i zainicjuj reakcję pod wyciągiem przez ostrożne wprowadzenie do mieszaniny rozżarzonego drutu. Należy zachować ostrożność, gdyż po zainicjowaniu reakcji, proces przebiega samoczynnie z wydzielaniem ciepła. Reakcja przebiega zgodnie z równaniem: Zn + S = ZnS Powstały produkt reakcji wprowadź do probówki, dodaj około 2 ml rozcieńczonego H 2 SO 4 i lekko podgrzej. Zachodzi reakcja: Zbadaj zapach wydzielającego się gazu. ZnS + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 S Zadanie: Oblicz ile moli cynku potrzeba do otrzymania 490 g siarczku cynku. Ćwiczenie 2. Reakcja syntezy MgO (tlenek magnezu). Odczynniki i przybory laboratoryjne: łyżeczka do spalań, palnik gazowy, wiórki magnezu, o,1 % roztwór fenoloftaleiny, probówka, naczynka wagowe, 2M H 2 SO 4. Opis ćwiczenia: W łyżeczce do spalań umieszczamy około 0,2 g wiórek magnezowych i ogrzewamy pod wyciągiem (uwaga: reakcja jest silnie egzotermiczna!). Podczas reakcji tworzy się tlenek magnezu. Odważ masę powstałego tlenku magnezu. Znając masę magnezu wziętego do reakcji oraz masę otrzymanego tlenku magnezu określ masę tlenu przereagowanego z metalicznym magnezem. Następnie ze znajomości mas molowych obu reagentów oraz mas tych reagentów, jakie przereagowały ze sobą, wyznacz wzór empiryczny produktu reakcji (tlenku magnezu). Wprowadź produkt reakcji spalania do probówki wypełnionej do połowy objętości wodą destylowaną i dodaj kilka kropel 0,1 % roztworu fenoloftaleiny. Po wymieszaniu zawartości odstaw probówkę na kilka minut i obserwuj zabarwienie oraz klarowność znajdującego się w niej roztworu. 5

Wiedząc, że fenoloftaleina przy ph < 8,3 jest bezbarwna, w zakresie ph od 8,3 do 10 wykazuje przejściową barwę różową natomiast powyżej ph = 10 przyjmuje barwę purpurowo-czerwoną, określ jakie jony wywołują różowe zabarwienie fenoloftaleiny. Następnie dodajemy do probówki 1-2 ml 2M H 2 SO 4. Na podstawie wyników eksperymentu napisz równania: a) reakcji spalania magnezu, b) reakcji rozpuszczania powstałego produktu spalania z wodą, c) reakcji Mg(OH) 2 z kwasem siarkowym. Zadanie: 1. Oblicz, jaką objętość powietrza (warunki normalne, powietrze zawiera 21% tlenu) potrzeba do spalenia 10 moli Mg. 2. Oblicz ilość siarczanu (VI) magnezu jaką można otrzymać z 2,4 g magnezu. Reakcje analizy Ćwiczenie 3. Reakcja rozkładu manganianu (VII) potasu (KMnO 4 ). Odczynniki i przybory laboratoryjne: suche probówki w statywie, palnik gazowy, łuczywo, uchwyt na probówkę, krystaliczny KMnO 4. Opis ćwiczenia: Do suchej probówki wsypujemy około 0,1 g krystalicznego KMnO 4. Podgrzewamy zawartość probówki nad palnikiem. Tlącym się łuczywem wprowadzonym do probówki sprawdzamy wydzielanie się tlenu. Po całkowitym wyprażeniu zawartości i po ostudzeniu probówki dodajemy wody destylowanej. Należy porównać zabarwienie otrzymanego roztworu z zabarwieniem roztworu KMnO 4. Opisana reakcja przebiega według równania: 2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 Zadanie: Oblicz, jaka objętość tlenu powstanie podczas rozkładu 1 kg KMnO 4. 6